A análise elementar de um composto orgânico mostrou que ele contém 40 \% de carbono, 6,67 \% de hidrogênio e 53,33 \% de oxigênio, em massa. A massa molar do composto é 180 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}. As fórmulas mínima e molecular do composto são, respectivamente:
a) \mathrm{CH}_{2} \mathrm{O} e \mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{12} \mathrm{O}_{6}
b) \mathrm{CH}_{2} \mathrm{O} e \mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{6} \mathrm{O}_{3}
c) \mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{4} \mathrm{O}_{2} e \mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{12} \mathrm{O}_{6}
d) \mathrm{CH}_{2} \mathrm{O} e \mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{4} \mathrm{O}_{2}
e) CHO e \mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{6} \mathrm{O}_{6}

Passo 1

O enunciado dá as composições em massa e a massa molar do composto e pede as fórmulas mínima (empírica) e molecular. Informações fornecidas:
  • Composição em massa: 40\% de carbono, 6{,}67\% de hidrogênio e 53{,}33\% de oxigênio.
  • Massa molar do composto: 180\\ \mathrm{g/mol}.
    O que se pede: determinar a fórmula mínima (empírica) e a fórmula molecular do composto.

Passo 2

Primeiro passo prático (truque padrão): suponha uma amostra de 100\\ \mathrm{g} do composto. Assim os percentuais viram massas diretamente:
  • massa de carbono: 40{,}00\\ \mathrm{g},
  • massa de hidrogênio: 6{,}67\\ \mathrm{g},
  • massa de oxigênio: 53{,}33\\ \mathrm{g}.
Mini-aula rápida: para descobrir a fórmula empírica converte-se a massa de cada elemento em mols usando
n=\frac{\text{massa (g)}}{\text{massa atômica (g/mol)}}.ô
As massas atômicas aproximadas que usamos (valores usuais em prova) são 12 para C, 1 para H e 16 para O. Essas são as constantes que dividem as massas para obter o número de mols.

Passo 3

Calcular os mols de cada elemento:
n_{\mathrm{C}}=\frac{40{,}00}{12}=3{,}333\ldots
n_{\mathrm{H}}=\frac{6{,}67}{1}=6{,}67
n_{\mathrm{O}}=\frac{53{,}33}{16}=3{,}333125\approx3{,}333\ldots
Explicação didática: temos então as quantidades proporcionais n_{\mathrm{C}}:n_{\mathrm{H}}:n_{\mathrm{O}} \approx 3{,}333:6{,}67:3{,}333. Para obter a fórmula empírica divide-se todos os valores pelo menor número de mols (aqui \approx3{,}333\ldots) para obter razões simples inteiras.
Dividindo tudo por 3{,}333\ldots obtemos:
\frac{n_{\mathrm{C}}}{3{,}333}=1,\qquad \frac{n_{\mathrm{H}}}{3{,}333}=2,\qquad \frac{n_{\mathrm{O}}}{3{,}333}=1.
Breve observação didática sobre arredondamento: quando as razões dão números próximos de inteiros (como 1{,}000, 2{,}000 ou 1{,}000), aceitamos os inteiros; se aparecesse 1{,}5 por exemplo, multiplicaríamos todos por 2 para obter inteiros, etc.

Passo 4

A razão molar 1:2:1 corresponde à composição elementar por átomo da fórmula empírica. Agora calculemos a massa molar da fórmula empírica (massa da fórmula mínima), para depois comparar com a massa molar experimental e achar o fator multiplicativo.
Massa molar da fórmula empírica (somando massas atômicas multiplicadas pelos respectivos subscritos):
M_{\text{empírica}}=12\cdot 1 + 1\cdot 2 + 16\cdot 1 = 12 + 2 + 16 = 30\\ \mathrm{g/mol}.í
Mini-aula: a fórmula molecular é um múltiplo inteiro da fórmula empírica. Se M_{\text{mol}} é a massa molar experimental e M_{\text{empírica}}í a massa molar da empírica, então o fator inteiro k é
k=\frac{M_{\text{mol}}}{M_{\text{empírica}}}.í

Passo 5

Calcular o fator k:
k=\frac{180}{30}=6.
Interpretação: a fórmula molecular contém 6 vezes mais átomos de cada tipo do que a fórmula empírica. (Os detalhes de multiplicar subscritos pela k serão usados na resposta final.)

Resposta

a) \mathrm{CH}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{C}_{6}\mathrm{H}_{12}\mathrm{O}_{6}

Exercícios relacionados